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关闭Word文档返回原板块. 高考非选择题专项练

(一) 化学反应原理综合题 【题型特点】 该题型通常以元素化合物知识为载体,以工业生产为背景,综合考查化学反应速率、化学平衡及其影响因素、盖斯定律及其应用、原电池、电解池原理及其电极反应式的书写、水溶液中的离子平衡等知识,同时还考查氧化还原反应、离子反应,涉及知识点多,但各个小题又相互独立.题目的综合性强,化学信息较多,侧重考查考生接受、整合信息的能力、综合应用能力及简单计算能力等. 解答此类综合题一般要求: 1.读懂要求:坚持三读.(1)泛读,明确有几个条件及求解的问题;

(2)细读,圈出关键字、关键词,把握数量关系;

(3)精读,深入思考,挖掘隐含信息,尤其是图像中的信息. 2.做题要求:(1)看准题目要求,不要答非所问;

(2)卷面整洁规范,不要潦草从事;

(3)遇难而过,不要强攻拦路虎. 3.心理要求: 我易人易不大意,人难我难不畏难 ――向细心要分数,向规范要成绩. 1.(2014・漳州模拟)二氧化锰可用作干电池去极剂、合成工业的催化剂和氧化剂、玻璃工业和搪瓷工业的着色剂、消色剂、脱铁剂等. Ⅰ.(1)锌-锰碱性电池具有容量大、放电电流大的特点,因而得到广泛应用.电池的总反应式为Zn(s)+2MnO2(s)+H2O(l)Zn(OH)2(s)+Mn2O3(s). 电池的正极反应式为_ Ⅱ.某化学研究性学习小组拟从废旧干电池中回收二氧化锰制取碳酸锰. ①将干电池剖切、分选得到黑色混合物(主要成分为MnO2)洗涤、过滤、烘干. ②将上述固体按固液体积比2∶9加入浓盐酸、加热,反应完全后过滤、浓缩. ③向上述溶液中加入Na2CO3溶液,边加边搅拌,再过滤即可得到碳酸锰. (2)在第②步中,将上述固体与浓盐酸混合的目的是_ (3)有人认为,将第③步中的Na2CO3溶液换成NH4HCO3溶液,也能达到上述目的,但同时有气体生成.请写出加入NH4HCO3溶液时发生的离子反应方程式: Ⅲ.湿法炼锰即电解硫酸锰溶液法.电解锰的生产过程分为化合浸取、氧化净化及沉淀除杂、产品回收.其生产工艺流程如下: 已知:①菱锰矿中主要成分是碳酸锰,主要杂质是Fe2+、Co2+、Ni2+. ②生成氢氧化物的pH如下表:(若某离子浓度小于等于10-5mol・L-1,则认为完全沉淀) 物质 Fe(OH)2 Ni(OH)2 Co(OH)2 Mn(OH)2 开始沉淀pH 7.5 7.7 7.6 8.3 完全沉淀pH 9.7 8.4 8.2 9.8 ③有关难溶氢氧化物和硫化物pKsp数据(pKsp=-lgKsp): 难溶物质 Fe(OH)3 Ni(OH)2 Co(OH)2 NiS CoS pKsp 38.55 15.26 14.7 18.49 20.40 (4)菱锰矿粉与硫酸反应的化学方程式是? (5)使用氨水的目的是调节pH在_之间(填pH范围,精确到小数点后1位数字).在 浸出液 中加入(NH4)2S(硫化铵)的目的是? (6)电解槽中使用的是惰性电极板,电解反应方程式为_ 【解析】(1)锌-锰碱性电池的总反应式为Zn(s)+2MnO2(s)+H2O(l) Zn(OH)2(s)+Mn2O3(s),Zn化合价升高,失电子,作负极;

MnO2中的Mn化合价降低,得电子,作正极,根据总反应拆成两个半反应,电池的正极反应式为2MnO2+2e-+H2O2OH-+Mn2O3. (2)浓盐酸与二氧化锰发生氧化还原反应,生成氯气、水和氯化锰,以便于加入碳酸钠后可以生成碳酸锰沉淀. (3)加入NH4HCO3溶液时,生成气体,离子方程式为Mn2++2HCMnCO3↓+CO2↑+H2O. (4)菱锰矿粉主要成分是碳酸锰,与硫酸反应生成硫酸锰、水和二氧化碳,化学方程式是MnCO3+H2SO4MnSO4+H2O+CO2↑. (5)二氧化锰(MnO2)具有氧化性,能将菱锰矿的硫酸浸取液中的Fe2+氧化为Fe3+;

氨水可以将铁离子沉淀,氢氧化铁的Ksp=c3(OH-)・c(Fe3+),铁离子完全沉淀时,铁离子的浓度是1*10-5mol・L-1,此时c(OH-)==10-11.2mol・L-1,pH=2.8,故将铁离子沉淀完全,但是锰离子未沉淀的范围是2.8~8.3,此范围内Co2+已经沉淀完全,所以再加入硫化铵将Ni2+沉淀. (6)根据电解池的工作原理,电解硫酸锰酸性溶液生成锰、硫酸和氧气,电解反应方程式为 2MnSO4+2H2O2H2SO4+O2↑+2Mn. 答案:(1)2MnO2+2e-+H2O2OH-+Mn2O3 (2)将MnO2还原成Mn2+ (3)Mn2++2HCMnCO3↓+CO2↑+H2O (4)MnCO3+H2SO4MnSO4+H2O+CO2↑ (5)2.8~8.3 作沉淀剂,生成NiS沉淀 (6)2MnSO4+2H2O2H2SO4+O2↑+2Mn 2.氨在国民经济中占有重要地位. (1)工业合成氨时,合成塔中每产生1 mol NH3,放出46.1 kJ的热量. ①工业合成氨的热化学方程式是? ②已知: N2(g)2N(g) H2(g)2H(g) 则断开1 mol N―H键所需的能量是________kJ. (2)下图是当反应器中按n(N2)∶n(H2)=1∶3投料后,在200℃、400℃、600℃下,反应达到平衡时,混合物中NH3的物质的量分数随压强的变化曲线. ①曲线a对应的温度是_ ②关于工业合成氨的反应,下列叙述正确的是_填字母). A.及时分离出NH3可以提高H2的平衡转化率 B.加催化剂能加快反应速率且提高H2的平衡转化率 C.图中M、N、Q点平衡常数K的大小关系是K(M)= K(Q)>

K(N) ③M点对应的H2转化率是_ (3)氨是一种潜在的清洁能源,可用作碱性燃料电池的燃料.电池的总反应为4NH3(g)+3O2(g)2N2(g)+6H2O(g). 则该燃料电池的负极反应式是_ 【解析】(1)①依据合成塔中每生成1 mol NH3,放出46.1 kJ热量写出热化学方程式,标注物质聚集状态和对应反应放出的热量,热化学方程式为N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.2 kJ・mol-1;

②反应焓变=反应物断裂化学键吸收的能量-生成物形成化学键放出的能量=3*436.0 kJ+945.8 kJ-6*N―H键键能=-92.2 kJ,N―H键键能=391 kJ. (2)①合成氨反应为放热反应,反应温度越高越不利于反应的进行,曲线a的NH3的物质的量分数最高,其反应温度应相对最低,故a为200℃;

②A项,及时分离出NH3可以使平衡正向移动,故A正确;

B项,催化剂能加快反应速率,但不能改变转化率,故B错误;

C项,平衡常数K与温度有关,与其他条件无关,同一温度下的平衡常数相等,合成氨反应为放热反应,其温度越高平衡常数越小,故C正确;

③在M点NH3的物质的量分数为60%,剩余N

2、H2的物质的量分数为40%,又按n(N2)∶n(H2)=1∶3投料,故剩余H2物质的量分数为30%,设平衡时气体总物质的量为100 mol,则其中NH3为60 mol,H2为30 mol,因为N2(g)+3H2(g)2NH3(g),即发生反应的H2的物质的量为90 mol,故M点对应的H2转化率是*100%=75%. (3)原电池中负极失去电子,化合价升高,发生氧化反应,电极反应式为2NH3-6e-+6OH-N2+6H2O. 答案:(1)①N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=-92.2 kJ・mol-1 ②391 (2)①200℃ ②A、C ③75% (3)2NH3-6e-+6OH-N2+6H2O 【加固训练】(2014・杭州模拟)科学家要研究跟碳元素及其化合物相关的很多课题. (1)焦炭可用于制取水煤气.测得12 g碳与水蒸气完全反应生成水煤气时,吸收了131.6 kJ热量,该反应的热化学方程式是_ (2)工业上可用焦炭冶炼金属,若0.5 mol碳完全与赤铁矿反应,得到0.6 mol铁,同时生成两种常见气体,则该反应的化学方程式是_ (3)碳跟水蒸气制水煤气的反应是一个可逆反应,下列情况下能判断该反应一定达到平衡状态的是_选填编号). A.v正(H2O)=v正(H2) B.容器中温度不再发生改变 C.消耗nmol H2的同时消耗nmol CO D.容器中气体的总物质的量不随时间改变 (4)温度为T1时,在一体积为2 L的密闭容器中,加入2.0 mol CO和2.0 mol的H2,反应中c(H2O)的变化情况如图所示,T1时反应C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)的平衡常数的数值为_在第5分钟时,将体系的温度升高到T2,若在第8分钟时达到新的平衡,请在下图中画出第5分钟到第9分钟c(H2O)浓度变化趋势的曲线(只要求定性表示). 【解析】(1)根据题意可得热化学方程式为C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) ΔH=+131.6 kJ・mol-1. (2)赤铁矿的主要成分是Fe2O3,由于0.5 mol碳完全反应得到0.6 mol铁,说明反应的Fe2O3的物质的量为0.3 mol,因为同时生成两种常见气体,则根据质量守恒定律可得该反应的化学方程式是5C+3Fe2O34CO2↑+CO↑+6Fe. (3)在任何时刻都存在v正(H2O)=v正(H2),所以不能由此确定反应达到平衡状态,A错误.由于该反应伴随着能量变化,如果反应未达到平衡,无论向哪个方向进行,容器内的温度必然发生改变;

若容器中温度不再发生改变,则单位时间内任何物质的浓度都不再变化,即反应达到了平衡状态,B正确.H

2、CO都是生成物,在任何时刻都存在着消耗nmol H2的同时消耗nmol CO的关系,所以不能由此确定反应达到平衡状态,C错误.该反应是个反应前后气体分子数不等的反应,若容器中气体的总物质的量不随时间改变,必然是反应达到了平衡状态,D正确. (4)化学平衡常数是可逆反应达到平衡状态时生成物浓度幂指数的乘积与各反应物浓度幂指数的乘积的比.当反应达到平衡状态时,c(H2O)=0.1 mol・L-1, c(H2)=c(CO)=0.9 mol・L-1,K===8.1,因为该反应的正反应为吸热反应,所以升高温度,化学平衡向正反应方向移动,8分钟时达到平衡状态,其变化曲线见答案. 答案:(1)C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g) ΔH=+131.6 kJ・mol-1 (2)5C+3Fe2O34CO2↑+CO↑+6Fe (3)B、D (4)8.1 3.Ⅰ.(1)一定条件下Fe(OH)3与KClO在KOH溶液中反应可制得K2FeO4,该反应的化学方程式为? 生成0.1 mol K2FeO4转移的电子的物质的量为_mol. (2)高铁电池是一种新型二次电池,电解液为碱溶液,其反应式为3Zn+2K2FeO4+8H2O3Zn(OH)2+2Fe(OH)3+4KOH 放电时电池的负极反应式为? 充电时电解液的pH_填 增大 不变 或 减小 ). Ⅱ.NH4Al(SO4)2是食品加工中最为快捷的食品添加剂,用于焙烤食品;

NH4HSO4在分析试剂、医药、电子工业中用途广泛.请回答下列问题: (1)相同条件下,0.1 mol・L-1NH4Al(SO4)2中c(N)填 等于 大于 或 小于 )0.1 mol・L-1NH4HSO4中c(N). (2)如图1是0.1 mol・L-1电解质溶液的pH随温度变化的图像. ①其中符合0.1 mol・L-1NH4Al(SO4)2的pH随温度变化的曲线是_填写字母). ②20℃时,0.1 mol・L-1NH4Al(SO4)2中2c(S)-c(N)-3c(Al3+)= ________mol・L-1. (3)室温时,向100 mL 0.1 mol・L-1NH4HSO4溶液中滴加0.1 mol・L-1NaOH溶液,得到的溶液pH与NaOH溶液体积的关系曲线如图2所示.试分析图中a、b、c、d四个点,水的电离程度最大的是_在b点,溶液中各离子浓度由大到小的排列顺序是_ (4)已知Al(OH)3为难溶物(常温下,Ksp[Al(OH)3]=2.0*10-33).当溶液pH=5时,某溶液中的Al3+填 能 或 不能 )完全沉淀(溶液中的离子浓度小于1*10-5mol・L-1时,沉淀完全). 【解析】Ⅰ.(1)在该反应过程中铁元素化合价由+3价升高到+6价,而氯元素由+1价降低到-1价,根据得失电子守恒可配平化学方程式为2Fe(OH)3+3KClO+4KOH2K2FeO4+3KCl+5H2O,该反应每生成2 mol K2FeO4转移6 mol电子,故生成0.1 mol K2FeO4时,转移0.3 mol电子. (2)根据放电时的电池反应可知,负极上活泼金属锌参与反应,故电极反应式为Zn+2OH--2e-Zn(OH)2;

充电时电解质溶液中的KOH参与反应,故溶液的pH减小. Ⅱ.(1)NH4Al(SO4)2溶液因Al3+水解而显酸性,NH4HSO4溶液因电离出H+而使溶液显酸性,故后者溶液中c(H+)大,对N的水解抑制程度大,故后者溶液中c(N)大. (2)①NH4Al(SO4)2溶液因N和Al3+的水解而使溶液显酸性,溶液的pH小于7,升高温度时,离子的水解程度增大,溶液中c(H+)增大,溶液的pH减小,符合该规律的是A曲线;

②在NH4Al(SO4)2溶液中的电荷守恒式为2c(S)+c(OH-)= 3c(Al3+)+c(N)+c(H+),则2c(S)-c(N)-3c(Al3+)=c(H+)-c(OH-)= (10-3-10-11)mol・L-1. (3)由图2可以看出,a........